Ácido

Um ácido (geralmente representado pela fórmula genérica HA [H ⁺ A ^-]) é tradicionalmente considerado qualquer composto químico que, quando dissolvida em água , proporciona uma solução com um íon hidrogênio actividade maior do que em água pura, ou seja, uma pH inferior a 7,0. Que se aproxima da definição moderna de Johannes Nicolaus Brønsted e Martin Lowry, que definiu de forma independente um ácido como um composto que doa uma de iões de hidrogénio (H ⁺⁾ para um outro composto (chamado base). Exemplos comuns incluem ácido acético (em vinagre) e ácido sulfúrico (utilizado em baterias de carro). Sistemas ácido / base são diferentes reacções redox em que não existe qualquer alteração no estado de oxidação .

Definições

A palavra "ácido" vem do latim acidus que significa "azedo", mas na química do ácido termo tem um significado mais específico. Há quatro maneiras comuns para definir um ácido:

• Arrhenius: De acordo com esta definição desenvolvido pelo sueco químico Svante Arrhenius, um ácido é uma substância que aumenta a concentração de iões de hidrogénio (H ^+), que são realizadas como iões hidrónio _(H3O ⁺⁾ quando dissolvido em água , enquanto que as bases são substâncias que aumentam a concentração de hidróxido de iões (OH ^-). Esta definição limita ácidos e bases para substâncias que podem dissolver em água. Por volta de 1800, muitos franceses químicos, incluindo Antoine Lavoisier , incorretamente acreditavam que todos os ácidos continha oxigênio . Na verdade, a palavra alemã moderna para o oxigênio é Sauerstoff (lit. substância ácida), como é a palavra africâner para suurstof oxigênio, com o mesmo significado. ingleses químicos, incluindo Sir Humphry Davy , ao mesmo tempo acreditavam todos os ácidos contidos hidrogênio. Arrhenius usou esta crença para desenvolver esta definição de ácido.
• Bronsted-Lowry: De acordo com esta definição, um ácido é um protão ( átomo de hidrogénio núcleo) e um doador de base é um aceitador de protões. O ácido é dito para ser dissociados após o protão é doado. Um ácido e a base correspondente são referidos como conjugadas pares ácido-base. Bronsted e Lowry formulados independentemente desta definição, que inclui substâncias insolúveis em água não na definição de Arrhenius.
• definição do sistema solvente: De acordo com esta definição, um ácido é uma substância que, quando dissolvido num solvente autodissociating, aumenta a concentração da solvonium catiões, tal como H ₃ O ⁺ em água, NH ₄ ^+, em amoníaco líquido, NO ⁺ em N ₂ O líquido _4, SbCl ₂ ⁺ em SbCl _3, etc A base é definida como a substância que aumenta a concentração do solvato aniões, respectivamente OH ^-, NH ₂ ^-, NO ₃ ^-, ou ₄ SbCl ^-. Esta definição abrange reacções de ácido-base para sistemas não aquosos e mesmo alguns sistemas apróticos, onde não há hidrogénio núcleos estão envolvidos nas reacções. Esta definição não é absoluta, na qualidade de um composto ácido em um solvente pode actuar como uma base na outra.
• Lewis: De acordo com esta definição desenvolvido pela Gilbert N. Lewis, um ácido é um receptor de elétrons-pair e uma base é um doador de elétron-par. (Estes são frequentemente referidos como " Ácidos de Lewis "e" Bases de Lewis ", e são eletrófilos e nucleófilos, respectivamente, em química orgânica ; Também são bases de Lewis ligandos em química de coordenação.) Os ácidos de Lewis incluem substâncias sem transferíveis protões (isto é, iões de hidrogénio H ^+), tais como ferro (III), cloreto e, portanto, a definição de um ácido de Lewis tem uma aplicação mais ampla do que a definição de Bronsted-Lowry. Na verdade, o ácido de Lewis termo é frequentemente usado para excluir (Brønsted-Lowry) ácidos próticos. A definição de Lewis pode também ser explicado com teoria orbital molecular. Em geral, um ácido pode receber um par de elétrons em seu nível mais baixo desocupado orbital ( LUMO) desde o mais alto ocupado orbital ( HOMO) de uma base. Isto é, o HOMO a partir da base e a partir do ácido LUMO combinam-se para uma das orbitais moleculares de ligação.

Embora não seja a teoria mais geral, a definição de Bronsted-Lowry, é a definição mais amplamente utilizado. A força de um ácido, pode ser compreendido por esta definição, a estabilidade de hidrónio e a base conjugada solvatada mediante dissociação. Aumentando ou diminuindo a estabilidade da base conjugada irá aumentar ou diminuir a acidez de um composto. Este conceito de acidez é usado com freqüência para ácidos orgânicos, tais como ácido carboxílico . A descrição orbital molecular, onde os protões não preenchido sobreposições orbitais com um par solitário, está ligado à definição de Lewis.

Propriedades

Os ácidos de Bronsted-Lowry:

• São geralmente sabor azedo
• Ácidos fortes ou concentrados muitas vezes produzem uma sensação de ardor na membranas mucosas
• Reagir aos indicadores da seguinte forma: a cor azul de fogo e metil vermelho alaranjado, não mudam a cor de fenolftaleína
• Reagirá com metais para produzir um sal metálico e de hidrogénio
• Vai reagir com os carbonatos de metais para a produção de água, de CO ₂ e um seu sal
• Vai reagir com uma base para produzir um sal e de água
• Vai reagir com um óxido de metal para produzir água e um sal
• Vai conduzir electricidade, dependendo do grau de dissociação
• Vai produzir íons solvonium, como hydronium (H ₃ O ⁺⁾ íons na água
• Irá desnaturar proteínas

Ácidos fortes e muitos ácidos concentrados são perigosos, causando queimaduras graves, mesmo para contato menor. Os ácidos são corrosivos. Geralmente, queimaduras com ácido são tratados por lavagem da área afetada com água em abundância (15 minutos) em execução e seguiu com atenção médica imediata. No caso de ácidos altamente concentrados, o ácido deve primeiro ser varrida, tanto quanto possível, caso contrário, a mistura exotérmica do ácido e da água pode provocar queimaduras graves. Os ácidos podem também ser perigosos por motivos não relacionados com a sua acidez, consulte um adequado MSDS para obter informações mais detalhadas.

Nomenclatura

No sistema de nomenclatura clássica, os ácidos são nomeados de acordo com os seus aniões . Isso sufixo iónico é descartado e substituído com um novo sufixo (e por vezes prefixo), de acordo com a tabela abaixo. Por exemplo, tem HCl como seu anião cloreto, de modo que o sufixo -IDE torna assumir a forma de ácido clorídrico . No Sistema de nomenclatura IUPAC, "aquosa" é simplesmente adicionado ao nome do composto iônico. Assim, para o cloreto de hidrogénio, o nome IUPAC seria cloreto de hidrogénio aquoso.

Sistema de nomeação clássica:

Características químicas

Em água a seguinte equilíbrio ocorre entre um ácido fraco (HA) e de água, que actua como uma base:

HA ( aq) + _H2O ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^- (aq)

O constante de acidez (ou constante de dissociação de ácido) é a constante de equilíbrio para a reacção de HA com água:

Ácidos fortes têm grande _K umas valores (ou seja, o equilíbrio da reacção encontra-se muito mais à direita; o ácido é quase completamente dissociada de H ₃ O ⁺ e A ^-). Ácidos fortes incluem o mais pesado ácidos hidro-hálicos: ácido clorídrico (HCl), ácido bromídrico (HBr), e ácido iodídrico (HI). (No entanto, ácido fluorídrico, HF, é relativamente fraca.) Por exemplo, a _um valor de K para o ácido clorídrico (HCl) é de 10 ^7.

Os ácidos fracos têm pequena _K umas valores (ou seja, no equilíbrio quantidades significativas de HA e A ^- existem juntos em solução; níveis modestos de H ₃ O ⁺ estão presentes; o ácido é apenas parcialmente dissociado). Por exemplo, a _um valor de K para ácido acético é de 1,8 x 10 ^-5. A maioria dos ácidos orgânicos são ácidos fracos. Oxoacids, que tendem a conter átomos centrais em estados de oxidação elevadas rodeado por oxigénio pode ser bastante forte ou fraco. ácido nítrico , ácido sulfúrico, e ácido perclórico são todos os ácidos fortes, enquanto ácido nitroso, ácido sulfuroso e ácido hipocloroso são todos fracos.

Nota sobre os termos usados:

• Os termos " hidrogénio iões "e" de protões "são utilizados alternadamente; ambos se referem a H ^+.
• Em solução aquosa, a água é protonado para formar ião hidrónio, H ₃ O ⁺ (aq). Isso é muitas vezes abreviado como H ⁺ (aq), mesmo que o símbolo não é quimicamente correcto.
• A força de um ácido, é medido pela sua ácido constante de dissociação _(Ka) ou de modo equivalente sua p _K-A (p = K _a - log (K _a)).
• O pH de uma solução é uma medida da concentração de hidrónio. Isto irá depender da natureza e concentração dos ácidos e bases em solução.

Ácidos polipróticos

Ácidos polipróticos é capaz de doar um protão mais do que por molécula de ácido, em contraste com ácidos monopróticos que só doar um protão por molécula. Tipos específicos de ácidos polipróticos têm nomes mais específicos, tais como o ácido diprótico (dois prótons potenciais doadoras) e ácido triprotic (três prótons potenciais doadoras).

Um ácido monoprótico pode sofrer um dissociação (por vezes chamado de ionização) da seguinte forma e simplesmente tem uma constante de dissociação de ácido, como mostrado abaixo:

HA (aq) + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^- (aq) _KA

Um ácido diprótico (aqui simbolizado por H ₂ A) pode ser submetido a uma ou duas dissociações dependendo do pH. Cada um tem a sua própria dissociação constante de dissociação, K e K _{a1 a2.}

H ₂ O (aq) + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^- (aq) _a1 K

HA ^- (aq) + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^{2- (aq)} _A2 K

A primeira constante de dissociação é tipicamente maior do que o segundo; ou seja, K _a1> K _A2. Por exemplo, ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄₎ pode doar um protão para formar o bissulfato de anião (HSO ₄ ^-), para os quais K _a1 é muito grande; em seguida, ele pode doar um protão segundo para formar o sulfato de anião (SO ₄ ^2-), em que K é a _A2 força intermediário. A grande _a1 K para o primeiro dissociação faz um ácido forte sulfúrico. De um modo semelhante, a fraco instável ácido carbônico (H ₂ CO ₃₎ pode perder um próton para formar anião bicarbonato (HCO ₃ ^-) e perder um segundo para formar carbonato de anião (CO ₃ ^2-). Ambos _K umas valores são pequenos, mas K _a1> K _a2.

Um ácido triprotic (H ₃ A) pode ser submetida a uma, duas, ou três dissociações e tem três constantes de dissociação, em que K _{a1> A2} K> K _a3.

H ₃ A (aq) + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + H ₂ O ^- (aq) _a1 K

H ₂ A ^- (aq) + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^{2- (aq)} _A2 K

HA ^{2- (aq)} + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^{3- (aq)} _a3 K

Um inorgânico exemplo de um ácido triprotic é ácido ortofosfórico (H ₃ PO _4), geralmente chamada simplesmente de ácido fosfórico . Todos os três protões pode ser perdido, sucessivamente, para se obter H ₂ PO ₄ ^-, em seguida, HPO ₄ ^2-, e, finalmente, PO ₄ ^3-, o ião ortofosfato, geralmente chamado apenas fosfato. Uma orgânico exemplo de um ácido é triprotic ácido cítrico, que pode perder sucessivamente três protões para finalmente formar o ião citrato. Mesmo que as posições dos protões da molécula original pode ser equivalente, as sucessivas K _a valores diferem, uma vez que é energeticamente menos favorável a perder um protão se a base conjugado é carregado mais negativamente.

Neutralização

A neutralização é a reacção entre um ácido e uma base, a produção de um sal e de água ; por exemplo, ácido clorídrico e hidróxido de sódio cloreto de sódio e forma de água:

HCl (aq) + NaOH (aq) → _H2O (l) + NaCl (aq)

A neutralização é a base de titulação, onde um indicador de pH mostra o ponto de equivalência quando o número equivalente de moles de uma base foram adicionados a um ácido. Muitas vezes, é erradamente que a neutralização deve resultar numa solução com pH 7,0, o que só é o caso com ácidos e de bases fortes semelhantes durante uma reacção.

A neutralização com uma base mais fraca do que os resultados de ácido em um sal fracamente ácida. Um exemplo é a fracamente ácida de cloreto de amónio, o qual é produzido a partir do ácido forte cloreto de hidrogénio e a fraca base de amônia . Por outro lado, neutralização de um ácido fraco com uma base forte, dá um sal fracamente básico, por exemplo, fluoreto de sódio de fluoreto de hidrogénio e hidróxido de sódio .

Ácido fraco / equilíbrios de base fraca

De modo a perder um protão, é necessário que o pH do sistema de elevação acima do p _KA do ácido protonado. A diminuição da concentração de H ⁺ na solução básica, que desloca o equilíbrio no sentido da forma base conjugada (a forma desprotonada do ácido). Em soluções de pH inferior (mais ácidas), há uma concentração suficientemente alta de H ⁺ na solução para fazer com que o ácido a permanecer na sua forma protonada, ou para protonar a base conjugada (a forma desprotonada).

Soluções de ácidos fracos e os seus sais de bases conjugadas sua forma soluções tampão.

Aplicações de ácidos

Existem numerosas utilizações para ácidos. Os ácidos são muitas vezes usadas para remover a oxidação e outros tipos de corrosão de metais em um processo conhecido como decapagem. Eles podem ser utilizados como um electrólito numa bateria de célula húmida, tais como o ácido sulfúrico em uma bateria de carro. Nos seres humanos e muitos outros animais, o ácido clorídrico é uma parte do ácido gástrico segregado dentro do estômago para ajudar a hidrolisar proteínas e polissacáridos, assim como a conversão da pró-enzima inactiva, pepsinogénios na enzima, pepsina. Os ácidos são utilizados como catalisadores ; por exemplo, o ácido sulfúrico é utilizado em grandes quantidades na processo de alquilação para a produção de gasolina.

Ácidos comuns

• Ácido cítrico

Os ácidos minerais

• Soluções de halogenetos de hidrogénio, tais como ácido clorídrico (HCl) e ácido bromídrico (HBr)
• O ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄₎
• Ácido nítrico (HNO ₃₎
• O ácido fosfórico (H ₃ PO ₄₎
• O ácido crômico (H ₂ CrO ₄₎

Os ácidos sulfónicos

• Ácido metanossulfónico (também conhecido como ácido mesílico) _(MeSO3H)
• Etanosulfónico (ácido aka esylic) (ETSO ₃ H)
• Ácido benzeno (ácido aka besylic) (PHSO ₃ H)
• Ácido toluenossulfónico (também conhecido como ácido tosílico, ou (C ₆ H ₄ (CH _{3) (SO3H))}

Os ácidos carboxílicos

• Ácido fórmico
• Ácido acético